Elementos que existen como gases a 25 ºC y 1 atm
Algunos compuestos comunes que son gases Fórmula Nombre Características HCN Cianuro de hidrógeno Muy tóxico, tenue olor a ...
Propiedades de los gases
Columna de aire
Barómetro para medir la presión atmosférica Presión atmosférica
Vacío Extremo abierto Manómetros para medir la presión de gases
Presión Presión
Robert Boyle
Ley de Boyle
Ley de Boyle Incrementar o disminuir el volumen de un gas a temperatura constante Ley de Boyle es constante Ley de Boyle A...
Presión Presión
Ley de Boyle expresada gráficamente
Ley de Charles
Ley de Charles (Disminuye el volumen) (Aumenta el volumen) (Aumenta la presión) (Disminuye la presión) es constante es con...
Volumen de un gas a diferentes presiones
Ley de Avogadro
Ley de Avogadro es constante Dependencia del volumen de la cantidad de un  a presión y temperatura constantes Agregar molé...
P V = nRT Si la temperatura = 273,15 K el volumen = 22,4 L,  n= 1 mol la presión = 1 atmosfera R= 0,082 L atm / K mol Ley ...
La constante de los gases, R
 
Vm = V/ n= (n RT/P) / n Vm = RT/ P El volumen molar de un gas ideal a 1 atm y 298 K es de 24,47 L / mol El volumen molar d...
Gas ideal Argón Nitrógeno Dióxido de carbono Oxígeno Hidrógeno Los volúmenes molares (en moles por litro) de varios gases ...
 
Densidad de los gases Hidrógeno Cloro
Relación entre los volúmenes de gases en una reacción química 3 moléculas 3 moles 3 volúmenes 1 molécula 1 mol 1 volumen 2...
P V = n R T Ecuación del gas ideal La ecuación del gas ideal es una ecuación de estado. Se llama ecuación de estado a una ...
Ley de Dalton de las presiones parciales La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones que cada gas ...
P T  = P A  + P B Ley de Dalton de las presiones parciales P T  = n A  RT  +  n B  RT V  V P T  =  RT  (n A  +  n B )   V ...
P A  = X A  P T Fracción molar P B  = X B  P T La fracción molar es una cantidad adimensional que expresa la relación del ...
 
5- La energía cinética promedio de una molécula es proporcional a la temperatura absoluta.  1- Un gas está compuesto de mo...
Moléculas puntuales Desplazamiento en línea recta Cambio de dirección y de velocidad al chocar Moléculas muy separadas
Energía cinética y temperatura La temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía cinética promedio de las molé...
5- Ley de Dalton de las presiones parciales.  1- Compresibilidad de los gases. 2- Ley de Boyle.  3- Ley de Charles. 4- Ley...
Presión Presión
Distribución de las velocidades moleculares Velocidad molecular relativa   Número de moléculas
Distribución de velocidades de Maxwell
Alternador con rendija Horno Motor A la bomba de vacío Moléculas lentas Moléculas rápidas Moléculas con velocidad promedio...
CO 2 O 2 N 2 H 2 H 2 O Temperatura 20 C 410 m/s 480 m/s 515 m/s 640 m/s 1930 m/s Velocidad media Velocidad media = √ T/ Mm...
Número de moléculas Número de moléculas Velocidad molecular (m/s) Velocidad molecular (m/s) Gases a diferentes temperaturas
Difusión y efusión
Efusión Velocidad de efusión   1- área del orificio 2- nº de moléculas  por unidad de volumen Ley de Graham Orificio peque...
Difusión Camino recorrido por una sola molécula
Z =P Vm / RT Un gas ideal tiene un Z >1 o =1 para todas las presiones. Para estos gases la repulsión es mas importante que...
Gases reales
La ecuación de van der Waals Corrección por el volumen de las moléculas Corrección por las atracciones moleculares nRT  n ...
Amoniaco Argón Benceno Dióxido de carbono Cloro Etano Hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Oxígeno Agua Parámetros de van der Wa...
<ul><li>Atkins P.W, Jones L. Química . 3 ra  edición. Ed Omega. 1999. </li></ul><ul><li>Capítulo 5. </li></ul><ul><li>Chan...
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Gases I

  1. 2. Elementos que existen como gases a 25 ºC y 1 atm
  2. 3. Algunos compuestos comunes que son gases Fórmula Nombre Características HCN Cianuro de hidrógeno Muy tóxico, tenue olor a almendras amagas HCl Cloruro de hidrógeno Tóxico, corrosivo, muy irritante H 2 S Sulfuro de hidrógeno Muy tóxico, olor de huevos podridos CO Monóxido de carbono Tóxico, incoloro, inodoro CO 2 Dióxido de carbono Incoloro, inodoro CH 4 Metano Incoloro, inodoro, inflamable N 2 O Óxido nitroso Incoloro, olor dulce, gas de la risa NO 2 Dióxido de nitrógeno Tóxico, pardo rojizo, olor irritante NH 3 Amoniaco Incoloro, olor penetrante SO 2 Dióxido de azufre Incoloro, olor irritante
  3. 4. Propiedades de los gases
  4. 5. Columna de aire
  5. 6. Barómetro para medir la presión atmosférica Presión atmosférica
  6. 7. Vacío Extremo abierto Manómetros para medir la presión de gases
  7. 8. Presión Presión
  8. 9. Robert Boyle
  9. 10. Ley de Boyle
  10. 11. Ley de Boyle Incrementar o disminuir el volumen de un gas a temperatura constante Ley de Boyle es constante Ley de Boyle Aumenta el volumen Disminuye el volumen (Aumenta la presión) (Disminuye la presión)
  11. 12. Presión Presión
  12. 13. Ley de Boyle expresada gráficamente
  13. 14. Ley de Charles
  14. 15. Ley de Charles (Disminuye el volumen) (Aumenta el volumen) (Aumenta la presión) (Disminuye la presión) es constante es constante Ley de Charles Ley de Charles Ley de Charles Aumenta la temperatura Aumenta la temperatura Disminuye la temperatura Disminuye la temperatura Calentar disminuir la temperatura un gas a presión constante Calentar o disminuir la temperatura de un gas a volumen constante
  15. 16. Volumen de un gas a diferentes presiones
  16. 17. Ley de Avogadro
  17. 18. Ley de Avogadro es constante Dependencia del volumen de la cantidad de un a presión y temperatura constantes Agregar moléculas de gas Retirar moléculas de gas (Aumenta el volumen) (Disminuye el volumen) Válvula Tanque de gas Ley de Avogadro
  18. 19. P V = nRT Si la temperatura = 273,15 K el volumen = 22,4 L, n= 1 mol la presión = 1 atmosfera R= 0,082 L atm / K mol Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Avogadro V  1/P V  T V  n n, T constante n, P constante P, T constante
  19. 20. La constante de los gases, R
  20. 22. Vm = V/ n= (n RT/P) / n Vm = RT/ P El volumen molar de un gas ideal a 1 atm y 298 K es de 24,47 L / mol El volumen molar de un gas ideal a 1 atm y 273 K es de 22,41 L / mol
  21. 23. Gas ideal Argón Nitrógeno Dióxido de carbono Oxígeno Hidrógeno Los volúmenes molares (en moles por litro) de varios gases a 0°C y 1 atm
  22. 25. Densidad de los gases Hidrógeno Cloro
  23. 26. Relación entre los volúmenes de gases en una reacción química 3 moléculas 3 moles 3 volúmenes 1 molécula 1 mol 1 volumen 2 moléculas 2 moles 2 volúmenes
  24. 27. P V = n R T Ecuación del gas ideal La ecuación del gas ideal es una ecuación de estado. Se llama ecuación de estado a una relación matemática entre la temperatura, la presión y el volumen de una determinada cantidad de material. Un gas que se comporta exactamente apegándose a la ecuación del gas ideal se denomina gas ideal.
  25. 28. Ley de Dalton de las presiones parciales La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo.
  26. 29. P T = P A + P B Ley de Dalton de las presiones parciales P T = n A RT + n B RT V V P T = RT (n A + n B ) V P T = nRT V P A n A RT / V P T (n A + n B ) RT / V = n A (n A + n B ) = X A = Fracción molar del gas
  27. 30. P A = X A P T Fracción molar P B = X B P T La fracción molar es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de todos los componentes presentes. X A + X B n A (n A + n B ) = n B (n A + n B ) + 1 =
  28. 32. 5- La energía cinética promedio de una molécula es proporcional a la temperatura absoluta. 1- Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. 2- Los moléculas se mueven al azar pero en línea recta en todas las direcciones a velocidades variables. 3- Las fuerzas intermoleculares (repulsión y atracción) son débiles ó despreciables, salvo en el momento de la colisión. 4- Cuando las moléculas chocan, las colisiones son elásticas. Postulados
  29. 33. Moléculas puntuales Desplazamiento en línea recta Cambio de dirección y de velocidad al chocar Moléculas muy separadas
  30. 34. Energía cinética y temperatura La temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas. m = masa de la molécula u 2 = velocidad cuadrática media EC = ½ mu 2 EC  T ½ mu 2  T ½ mu 2 = C T
  31. 35. 5- Ley de Dalton de las presiones parciales. 1- Compresibilidad de los gases. 2- Ley de Boyle. 3- Ley de Charles. 4- Ley de Avogadro. Aplicación a las leyes de los gases
  32. 36. Presión Presión
  33. 37. Distribución de las velocidades moleculares Velocidad molecular relativa Número de moléculas
  34. 38. Distribución de velocidades de Maxwell
  35. 39. Alternador con rendija Horno Motor A la bomba de vacío Moléculas lentas Moléculas rápidas Moléculas con velocidad promedio Dispositivo para estudiar la distribución de la velocidad molecular
  36. 40. CO 2 O 2 N 2 H 2 H 2 O Temperatura 20 C 410 m/s 480 m/s 515 m/s 640 m/s 1930 m/s Velocidad media Velocidad media = √ T/ Mm 44 g/mol 32 g/mol 28 g/mol 18 g/mol 2 g/mol Mm
  37. 41. Número de moléculas Número de moléculas Velocidad molecular (m/s) Velocidad molecular (m/s) Gases a diferentes temperaturas
  38. 42. Difusión y efusión
  39. 43. Efusión Velocidad de efusión 1- área del orificio 2- nº de moléculas por unidad de volumen Ley de Graham Orificio pequeño Gas Vacío
  40. 44. Difusión Camino recorrido por una sola molécula
  41. 45. Z =P Vm / RT Un gas ideal tiene un Z >1 o =1 para todas las presiones. Para estos gases la repulsión es mas importante que la atracción. El volumen molar es mayor que el esperado. La mayoría de los gases como el amoniaco, tienen Z < 1 a bajas presiones. Para estos gases la atracción es mas importante que la repulsión. El volumen molar es menor que el esperado. Factor de compresión, Z Presión, atm Perfecto
  42. 46. Gases reales
  43. 47. La ecuación de van der Waals Corrección por el volumen de las moléculas Corrección por las atracciones moleculares nRT n 2 a V - nb V 2 P P an 2 (V - nb) = nRT V 2 +
  44. 48. Amoniaco Argón Benceno Dióxido de carbono Cloro Etano Hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Oxígeno Agua Parámetros de van der Waals
  45. 49. <ul><li>Atkins P.W, Jones L. Química . 3 ra edición. Ed Omega. 1999. </li></ul><ul><li>Capítulo 5. </li></ul><ul><li>Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998. </li></ul><ul><li>Capítulo 5. </li></ul><ul><li>http://personal.telefonica.terra.es/web/jpc/gases </li></ul>Bibliografía

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